RELATORIO AULAS PRATICAS QUIMICA GERAL

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UNIVERSIDADE PAULISTA – UNIP 
 
 
 
 
 
RELATÓRIO DE AULAS PRÁTICAS 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
BIOMEDICINA 
FERNANDA THAIS RAMOS FERREIRA – RA 2143688 
POLO RANGEL – UNIP SANTOS 
2021 
 
 
 
 
 
 
 
 
1. INTRODUÇÃO. 
 
Aula 1 – Roteiro 1: Uso de vidrarias, Micropipetas, Pesagem e preparos de 
Soluções. 
As vidrarias de laboratório são utensílios de vidro usados para análises, separação 
de misturas, reações e testes. É feito de um vidro temperado que contém 
graduações em sua superfície externa. A fim de adquirir essa resistência mecânica 
ao choque térmico e aos produtos químicos, costuma-se agregar o borossilicato, em 
que é adicionado boro aos constituintes do vidro comum (FOGAÇA, 2021). 
O borossilicato possui coeficiente de dilatação menor que o vidro comum e menor 
densidade, sendo, portanto, mais leve e possui ponto de fusão maior (FOGAÇA, 
2021). 
 
Aula 2 – Roteiro 2: Miscibilidade e Polaridade de Substâncias - Extração de 
Substâncias Químicas. 
A solubilidade pode ser definida como a quantidade máxima de soluto que pode ser 
dissolvida por certa quantidade de solvente numa determinada temperatura 
(FOGAÇA, 2021). 
A solubilidade varia muito de um solvente para outro devido à polaridade das 
substâncias envolvidas. A relação entre polaridade e solubilidade: “Semelhante 
dissolve semelhante”. 
Definição de polaridade das moléculas. 
Para as moléculas deve-se determinar se elas são polares ou apolares, levando em 
consideração a diferença de eletronegatividade entre os átomos e a geometria da 
molécula (FOGAÇA, 2021). 
Eletronegatividade entre os átomos. 
F O N Cl Br I S C P H 
 
Sentido do crescimento da eletronegatividade 
 
 
 
 
 
Geometria da molécula. 
A geometria da molécula interfere em como os elétrons estarão distribuídos nela e, 
consequentemente, na sua polaridade (FOGAÇA, 2021). 
 
Aula 3 – Roteiro 1: Reações de Diferenciação de Ácidos e Bases 
“Segundo Arrhenius” 
Ácidos: é toda substância que em solução aquosa, sofre reação de ionização, 
produzindo como único íon o cátion (H+) que é radical funcional dos ácidos. 
HCl: ácido clorídrico 
H2SO4: ácido sulfúrico 
H3PO4: ácido fosfórico 
CH3COOH: ácido acético 
 Base: é toda substância que em solução aquosa, sofre dissociação iônica, 
liberando como único ânion (OH)- hidroxila ou oxidrila (AGAMENON, 2021). 
Exemplos: 
Ácido: HCl H2O H+ (aq) + Cl- (aq) 
 
Base: NaOH H2O Na+(aq) + OH-(aq) 
 
 
Indicadores: são substâncias orgânicas que, ao entrar em contato com uma cor, e 
com uma base ficam de outra cor (AGAMENON, 2021). 
Exemplos: 
Indicador Meio ácido Meio básico 
Alaranjado de metila Vermelho Amarelo, alaranjado 
Fenolftaleina Incolor Rosa 
Azul de bromotimol Amarelo Azul 
Papel tornassol azul Rosa Azul 
Papel tornassol rosa Rosa Azul 
 
 
 
 
Aula 3 – Roteiro 2: Determinação do pH: fita indicadora, uso e calibração de 
pHmetro. 
Indicadores: são substâncias utilizadas para saber se uma solução é ácida (pH < 7), 
básica (pH > 7) ou neutra (pH = 7). 
A fita de pH apresenta diversos quadradinhos, quando embebida em uma solução, 
cada quadrado muda para uma cor diferente, essas cores são comparadas com uma 
escala que vem impressa na embalagem podendo medir o pH com mais precisão 
(escala de 1 em 1) (KASVI, 2021). 
O pHmetro é um aparelho que mede o pH (potencial Hidrogeniônico) de uma solução. 
O pHmetro é constituído de um eletrodo de pH acoplado ao equipamento. O eletrodo 
possui um sensor que transmite informações (milivolts) da amostra ao aparelho de pH, 
a escala de minivolts é convertida em pH. 
Importante: o medidor de pH deve ser calibrado com soluções tampão (pH = 4,0) e 
(pH = 7,0) 
 
2. RESULTADOS E DISCUSSÃO. 
 
Aula 1 – Roteiro 1: Uso de vidrarias, Micropipetas, Pesagem e preparos de 
Soluções. 
 
A- Dar a função para cada um dos itens abaixo: 
 
O béquer é um dos mais usados em laboratório, servindo para diversas 
finalidades, tais como preparar soluções dissolvendo substâncias sólidas no 
solvente, aquecer líquidos ou soluções, realizar reações e misturas. 
O Erlenmeyer é usado principalmente para preparar e guardar soluções e em 
titulações, onde fica o titulado, isto é, a solução que queremos descobrir a 
concentração, com algum indicador ácido-base adicionado. 
 
 
O balão fundo chato prepara soluções, aquecê-las e realizar reações em que 
gases se desprendem. O balão redondo pode ser aquecido de uma forma 
mais abrangente e é apropriado para os processos de destilação, em sistemas 
de refluxo e evaporação à vácuo. 
 
 O funil é usado em transferências de líquidos e em filtrações, isto é, na 
separação de fases de misturas heterogêneas. 
 
 
A pipeta graduada é utilizada para medir e transferir volumes de líquidos ou 
soluções, em que se coloca o líquido por um orifício na extremidade inferior 
através da sucção. A pipeta volumétrica é utilizada para medir e transferir 
volume de líquidos, não podendo ser aquecido, pois possui grande precisão 
de medida. Mede um único volume, o que caracteriza sua precisão. 
 
 
A proveta é um cilindro graduado usado para medir e transferir líquidos e 
soluções por escoamento. Não possui precisão. 
 
A bureta é um equipamento calibrado para medir o volume de líquidos 
precisamente. Ela é graduada em décimos de milímetros e é muito utilizada em 
titulação. 
 
 
O Balão volumétrico é utilizado para preparar volumes de soluções. 
Por ser mais estreito, o volume medido por ele é mais preciso. 
 
Atividade Complementar Obrigatória 
A- No laboratório você foi apresentado a uma série de equipamentos e 
vidrarias. A figura abaixo mostra algumas delas. 
 
Apresente a nomenclatura das vidrarias: 
1 – Balão volumétrico 
2 – Béquer 
3 – Erlenmeyer 
4 – Pipeta volumétrica 
 
B- Caso você tenha que preparar uma solução de 100 mL de glicose (MM = 
180 g/mol), qual deverá ser a massa pesada na balança para alcançar 
uma concentração molar de 0,2 M? 
m1 
 Dado: M = 
MM1 x V 
Concentração: 0,2 M ou 0,2 mol/L 
Glicose: 180 g/mol 
Volume: 100 ml ou 0,1L 
m1 
 
M = m1 = 0,2 mol/L x 180 g/mol x 0,1 L 
MM1 x V 
m1 = M x MM1 x V(L) m1= 3,6 g de glicose 
 
C- Caso você tenha que preparar uma solução de 450ml de sulfato de sódio 
qual deverá ser a massa pesada para alcançar uma concentração em 
título de 2,5%? 
m1 
Dado: τ% = x100 
m 
450 ml de Na2SO4 = 450 g τ% = 2,5% m1 = ? 
τ% = m1 x100 m 
m1 
 2,5 = x 100 
450 
 2,5 x 450 = m1 x 100 
 m1 = = 11,25 g de Na2SO4 
 
 
 
Aula 2 – Roteiro 2: Miscibilidade e Polaridade de Substâncias - Extração de 
Substâncias Químicas. 
 
A- Completar a coluna de “Substância mais Densa” indicando qual a substância 
que apresenta, visivelmente, a maior densidade (no caso de mistura imiscível 
ou parcialmente miscível). 
 
DENSIDADES: 
ÁGUA: 1g/cm3 
ETANOL: 0,789 g/cm3 
HEXANO: 0,655 g/cm3 
ÁCIDO OLÉICO: 0,895 g/cm3 
BUTANOL: 0,810 g/cm3 
 
Tubo Primeiro 
Reagente 
Segundo Reagente Substância mais densa 
1 4 mL de Água 2 mL Etanol Água 
2 4 mL de Água 2 mL Hexano Água 
3 4 mL de Água 2 mL de Ácido 
Oleico 
Água 
4 4 mL de Hexano 2 mL Etanol Etanol 
5 4 mL de Hexano 2 mL Butanol Butanol 
6 4 mL de Hexano 2 mL de Ácido 
Oleico 
Ácido oleico 
 
 
 
 
 
 
B- Discutir a relação entre a miscibilidade entre as substâncias presentes em 
cada tubo e a polaridade ou apolaridade presente nas duas substâncias 
adicionadas: 
Tubo 1: H2O: Água - polar 
 
CH3 -CH2 -OH: Etanol – polar 
 
Tubo 2: H2O: Água – polar 
CH3 -CH2-CH2-CH2-CH2-CH3: Hexano – apolarTubo 3: H2O: Água – polar 
Ácido 
oleico – 
apolar 
 
 
 
 
 
 
Tubo 4: CH3-CH2-CH2-CH2-CH2-CH3: Hexano – apolar 
 CH3-CH2-OH: Etanol – polar 
 
Tubo 5: CH3-CH2-CH2-CH2-CH2-CH3: Hexano - apolar 
 
CH3-CH2-CH2-CH2-OH: Butanol – apolar 
 
 bo 6: CH3-CH2-CH2-CH2-CH2-CH3 : Hexano - apolar 
 Ácido oleico - 
apolar 
 
 
Miscíveis 
Imiscíveis 
Imiscíveis 
 
Parcialmente miscíveis 
Miscíveis 
Totalmente miscíveis 
 
Tubo 1 
 
3 mL da substância X 
uma ponta de espátula de pó de 
Tubo 2 
 
3 mL da substância X 
3 gotas de 
Fenolftaleína 
Aula 3 – Roteiro 1: Reações de Diferenciação de Ácidos e Bases 
 Parte 1: Reações de Identificação de Ácidos e Bases 
 
a) Enumere 10 tubos de ensaio (1 a 10). 
b) Pipete 3 mL da solução desconhecida X nos tubos 1 ao 5. 
c) Pipete 3 mL da solução desconhecida Y nos tubos 6 ao 10 
 
► Tubos 1 e 6: Adicione uma ponta de espátula de pó de magnésio. Anote o que foi 
observado na tabela. 
► Tubos 2 e 7: Adicione 3 gotas de Fenolftaleína. Anote o que foi observado na tabela. 
► Tubos 3 e 8: Adicione 3 gotas de Alaranjado de Metila. Anote o que foi observado 
na tabela. 
► Tubos 4 e 9: Adicione 3 gotas de azul de bromotimol. Anote o que foi observado 
na tabela. 
► Tubos 5 e 10: Mergulhe uma fita de papel de Tornassol rosa (ou azul). Anote o 
que foi observado na tabela. 
 
Analise os resultados e defina qual o ácido e qual a base entre as duas 
substâncias desconhecidas 
 
 
Resposta: Se a solução for ácida há 
reação. 
 
Mgo+CH3COOH (CH3COO)2Mg+H2(g) 
 
 
 
 
Resposta: Substância X for ácida = Incolor 
 
 
 
Tubo 8 
 
3 mL da substância Y 
3 gotas de Alaranjado de 
Metila 
Tubo 6 
 
3 mL da substância Y 
uma ponta de espátula de pó de 
magnésio 
Tubo 5 
 
3 mL da substância X 
uma fita de papel de Tornassol rosa 
( ou azul) 
Tubo 4 
 
3 mL da substância X 
3 gotas de azul de 
bromotimol 
Tubo 3 
 
 
Resposta: Substância X for ácida = amarelo ou 
laranja 
 
 
 
 
 Resposta: Substância X for ácida 
 
Rosa: não reage 
Azul: rosa 
 
 
 
Resposta: Substância Y for básica = não 
reage 
 
 
 
 
Tubo 7 
3 mL da substância Y 
3 gotas de 
Fenolftaleína 
 
 
 
Resposta: Substância Y for básica = alaranjado 
 
 
Resposta: Substância X for ácida = Vermelho 
 3 mL da substância X 
3 gotas de Alaranjado de 
Metila 
Resposta: Substância Y for básica = rosa 
 
 
 
 
Tubo 9 
 
3 mL da substância Y 
3 gotas de azul de 
bromotimol 
Tubo 10 
 
3 mL da substância Y 
uma fita de papel de Tornassol rosa 
( ou azul ) 
 
Resposta: Substância Y for básica = azul 
 
 
 
Resposta: Substância Y for básica 
 
Rosa: azul 
Azul: não reage 
 
 
 
Análise Substância X Substância Y 
Magnésio Metálico Mg(s) Formol gás (1) Não reage (6) 
Fenolftaleína Não reage (2) Rosa (7) 
Alaranjado de Metila Avermelhado (3) Alaranjado (8) 
Azul de Bromotimol Laranja (4) Azul (9) 
Papel Tornassol azul Rosa (5) Não reage (10) 
Papel Tornassol rosa Não reage (5) Azul (10) 
 
Resultado (ácido ou base) X: Ácido e Y: Base 
 
 
 
Resultados obtidos em aula 
 
Parte 2: Atividade Complementar Obrigatória 
O suco extraído do repolho roxo pode ser utilizado como indicador do caráter ácido 
(pH entre 0 e 7) ou básico (pH entre 7 e 14) de diferentes soluções. Misturando-se um 
 
pouco de suco de repolho e da solução, a mistura passa a apresentar diferentes cores, 
segundo sua natureza ácida ou básica, de acordo com a escala abaixo. 
 
 
a) De acordo com esses resultados, as soluções I, II, III e IV têm, 
respectivamente, caráter 
I – Amoníaco: Alcalino pH entre 11 e 13 
II – Leite de magnésio: Alcalino pH entre 9 e 11 
III – Vinagre: Muito ácido pH entre 0 e 3,5 
IV – Leite de vaca: Ácido pH entre 3,5 e 6,5 
b) O magnésio reage com substâncias ácidas. Equacione, indicando a(s) 
substância(s) que será(ão) formada(s), nesta reação: 
 Mgo+CH3COOH (CH3COO)2Mg+H2(g) 
 
Magnésio metálico ácido acético acetato de magnésio gás hidrogênio 
 
c) Indicadores químicos são moléculas que apresentam característica 
halocrômica. Dê a definição de halocromismo e como esta propriedade 
permite a identificação do pH de uma amostra. 
Resposta: Halocromismo é a propriedade que certos materiais têm de mudar de 
cor em função de alterações de pH do meio onde se encontram. 
 
 
Aula 3 – Roteiro 2 – Determinação do pH: fita indicadora, uso e calibração de 
pHmetro. 
 
Parte 1: Determinação do pH com auxílio de Fita indicadora (Merck®) 
Transfira para quatro béqueres diferentes as seguintes soluções: 
 Béquer 1 
1-) 10 mL de solução de ácido acético (H3CCOOH) 0,1M. 2-) 
Coloque uma fita indicadora em cada frasco e espere alguns 
segundos para estabilização do gradiente de cor. Análise por meio 
da tabela de valores de pH qual o valor para cada solução. 
3-) Complete a tabela com o valor de pH observado pelo grupo. 
 RESPOSTA: 3 
 
 Béquer 2 
1-) 10 mL de solução de hidróxido de sódio (NaOH) 0,1M. 2-) 
Coloque uma fita indicadora em cada frasco e espere alguns 
segundos para estabilização do gradiente de cor. Análise por meio 
da tabela de valores de pH qual o valor para cada solução. 
 
3-) Complete a tabela com o valor de pH observado pelo grupo. 
 RESPOSTA: 10 
 
 Béquer 3 
1-) 10 mL de solução de cloreto de sódio (NaCl) 0,1M. 2-) Coloque 
uma fita indicadora em cada frasco e espere alguns segundos para 
estabilização do gradiente de cor. Análise por meio da tabela de 
valores de pH qual o valor para cada solução. 
 3-) Complete a tabela com o valor de pH observado pelo grupo. 
RESPOSTA: 7 
 
 
 
 
1-) 10 mL de solução de acetato de sódio (H3CCOONa) 0,1M 2-) 
Coloque uma fita indicadora em cada frasco e espere alguns 
segundos para estabilização do gradiente de cor. Análise por meio 
da tabela de valores de pH qual o valor para cada solução. 
3-) Complete a tabela com o valor de pH observado pelo grupo. 
RESPOSTA: 8 
 
 
 
Parte 2: Determinação do pH com auxílio de pHmetro. 
 
 Béquer 4 
 
 
1. Conforme orientação do professor, efetue a calibração do pHmetro utilizando 
os padrões (4,0 e 7,0). 
 
2. Efetue a determinação do pH por meio da inserção do bulbo do eletrodo no 
líquido, evitando encostar no fundo do béquer e seguindo orientação do professor. 
 
3. Anote os valores de pH e discuta com o grupo a variação de valores de 
acordo com a concentração e característica química das substâncias (ácido, base e 
sal). Compare o valor obtido na fita indicadora com o lido no aparelho (pHmetro). 
 
Solução Fita pHmetro 
Ácido acético 
(H3CCOOH) 
3 - Ácido 3,35 
Hidróxido de sódio 
(NaOH) 
10 - Alcalino 11,18 
Cloreto de sódio 
(NaCl) 
7 - Neutro 6,24 
Acetato de sódio 
(H3CCOONa) 
8 - Alcalino 7,65 
 
Parte 3: Atividade Complementar Obrigatória 
A- O pHmetro é a maneira mais precisa de determinar o pH de uma solução, 
sendo por isso muito utilizado em laboratórios. 
Este aparelho foi usado para medir o pH das substâncias a seguir, todas comuns em 
nosso cotidiano. Relacione o valor exato de pH para cada uma delas: 
a) Suco de maça (c) pH 11,5 
b) Café (a) pH 3,8 
c) Sabão em pó (b) pH 5,0 
d) Tomate (d) pH 4,2 
 
B- O eletrodo presente nos pHmetros é classificado como de membrana. 
Explique o mecanismo relacionado à medição do pH a partir deste eletrodo de 
membrana. 
 
Resposta: São eletrodosconstruídos com metais inertes como platina, ouro e 
paládio. Possuem uma determinação rápida e seletiva de vários cátions e ânions, 
através de medida potenciomêtrica direta. São conhecidos como eletrodos íons 
seletivos, onde o potencial se deve a junção entre a membrana que separa a 
solução de eletrodo da solução a ser analisada. 
 
3. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
 
AGAMENON, Roberto. Funções Inorgânicas. Disponível em: 
http://www.agamenonquimica.com/docs/teoria/geral/funcao_inorganica.pdf. Acesso 
em: 23/09/2021. 
 
BRADY, James E. Química Geral. 2. Ed. Rio de Janeiro: LTC, 1998. 
 
BRADY, James E. Química: a matéria e suas transformações. 5. ed. Rio de Janeiro: 
LTC, 2009. v. 1. 
 
FOGAÇA, Jennifer Rocha Vargas. "Vidrarias de Laboratório”. Disponível em: 
https://www.manualdaquimica.com/quimica-geral/vidrarias-laboratorio.htm. Acesso 
em 01 de setembro de 2021. 
 
FOGAÇA, Jennifer Rocha Vargas. "Relação entre polaridade e solubilidade das 
substâncias"; Brasil Escola. Disponível em: 
https://brasilescola.uol.com.br/quimica/relacao-entre-polaridade-solubilidade-
dassubstancias.htm. Acesso em 03 de setembro de 2021. 
 
 
FONSECA, Martha Reis Marques da. Completamente química: química geral. São 
Paulo: FTD, 2011. 
 
GALLO NETO, Carmo. Química: da teoria à realidade. São Paulo: Scipione, 1995. 
v.1. 
 
HEIN, Morris. ARENA, Susan. Fundamentos de Química Geral. 9. ed. Rio de 
Janeiro: 
LTC, 1998. 
 
KASVI. Como usar a Tira Universal para medir o pH? Disponível em: 
https://kasvi.com.br/como-usar-tira-universal-ph/. Acesso em: 23/09/2021. 
 
MAIA, Daltamir Justino. Química Geral. São Paulo: Pearson, 2007. 
 
RUSSEL, John Blair. Química Geral. 2. ed. São Paulo: Makron Books, 1994. 
 
SKOOG, D.A. et al. Potenciometria. Fundamentos de Química Analítica. [S.l.]: 
Editora Thomson. 1998. pp. 584 –585.